1、第一节 弱电解质的电离 三年14考 高考指数:1.了解电解质的概念，了解强电解质和弱电解质的概念。2.了解电解质在水溶液中的电离。3.了解弱电解质在水溶液中的电离平衡。一、强电解质与弱电解质 1.强电解质和弱电解质(1)强、弱电解质的本质区别：_。(2)与物质类别的关系 强、弱电解质都属于_。强电解质主要包括活泼金属的氧化物、绝大多数的盐(包括 难溶性盐)以及_。弱电解质主要包括_。是否存在电离平衡 化合物 强酸、强碱 弱酸、弱碱、水 2.电离方程式的书写(1)强电解质：如H2SO4的电离方程式为：_。(2)弱电解质 一元弱酸，如CH3COOH的电离方程式：CH3COOH CH3COO-+H+
2、。多元弱酸分步电离，且第一步的电离程度远远大于第二步 的电离程度，如H2CO3电离的方程式：_，_。H2SO4=2H+SO42-H2CO3 H+HCO3-HCO3-H+CO32-(3)酸式盐 强酸的酸式盐。如NaHSO4：_ 弱酸的酸式盐。如NaHCO3：_、_ NaHSO4=Na+H+SO42-NaHCO3=Na+HCO3-HCO3-H+CO32-二、弱电解质的电离 1.电离平衡的建立 在一定条件(如温度、浓度等)下，当弱电解质分子电离成离子的速率和离子结合成弱电解质分子的速率相等时，电离过程就达到平衡。平衡建立过程如图所示：逆 可逆过程 动 等 v(电离)_v(结合)_0 定 条件一定，平
3、衡体系中分子与离子的浓度一定 变 条件改变，平衡发生移动 2.电离平衡的特征=3.影响电离平衡的外在条件(1)温度 温度升高，电离平衡_移动，电离程度_。(2)浓度 稀释溶液，电离平衡_移动，电离程度_。(3)同离子效应 加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，电离平衡_移 动，电离程度_。(4)加入能反应的物质 电离平衡_移动，电离程度_。向右 增大 向右 向左 减小 向右 增大 增大 4.电离平衡常数(1)表示方法 对于AB A+B-K电离=_(2)特点 电离平衡常数只与温度有关，升温，K值_。多元弱酸分步电离逐级减弱，酸性强弱主要决定于第一步 电离，各级电离常数的大小关系为：_ 意义 c(
4、A)c(B)c(AB)增大 123KKKK越大 越易电离 酸(碱)性越强 1.因为NH3的水溶液能够导电，所以NH3属于电解质。()【分析】NH3溶于水与水发生反应生成了NH3H2O，发生电 离，产生了自由移动的离子，所以溶液导电，NH3在溶液中未 发生电离，故不是电解质。2.碳酸的电离方程式为：H2CO3 2H+CO32-。()【分析】碳酸为二元弱酸，它分步进行电离且每步电离程度 不同，第二步远远小于第一步，故两步不能相加合写。3.如果盐酸浓度是醋酸浓度的2倍，则盐酸中的H+浓度远大于 醋酸中H+浓度的2倍。()【分析】因醋酸为弱电解质，电离程度很小，故盐酸中的H+浓度远远大于醋酸中的H+浓
5、度的2倍；4.电离平衡右移，电离平衡常数一定增大。()【分析】电离平衡常数只与温度有关，只有因为温度升高而 导致的电离平衡移动，平衡常数才会增大。5.氨水中c(OH-)=10-2 mol/L，加水稀释至原溶液体积100倍，此时氨水中c(OH-)=10-4 mol/L。()【分析】因NH3H2O为弱电解质，存在电离平衡，加水稀释 时，电离平衡向正反应方向移动，故加水稀释至原溶液体积 100倍时，溶液中c(OH-)应大于10-4 mol/L。强、弱电解质的比较及判断方法 (以HA为例)1.从是否完全电离的角度判断 在溶液中强电解质完全电离，弱电解质部分电离。据此可以判断HA是强酸还是弱酸的方法有：
6、方 法 结 论 测定一定浓度的HA溶液的pH 若测得0.1 mol/L的HA溶液的pH=1，则HA为强酸；若pH1，则HA为弱酸 跟同浓度的盐酸比较导电性 导电性和盐酸相同时为强酸，比盐酸弱时为弱酸 跟同浓度的盐酸比较和锌反应的快慢 反应快慢相同时为强酸，比盐酸慢则为弱酸 2.从是否存在电离平衡的角度判断 强电解质不存在电离平衡，弱电解质存在电离平衡，在一定条件下电离平衡会发生移动。据此可以判断HA是强酸还是弱酸的方法有：(1)从一定pH的HA溶液稀释前后pH的变化判断：如将pH=3的HA溶液稀释100倍后，再测其pH，若pH=5，则为强酸，若pH7则HA是弱酸。【高考警示钟】(1)酸碱的强弱
7、和溶液酸碱性的强弱不是等同关系 前者看电离程度，后者看溶液中c(H+)和c(OH-)的相对大小。强酸溶液的酸性不一定比弱酸溶液的酸性强。(2)弱酸、弱碱是弱电解质，但它们对应的盐一般为强电解质，如醋酸铵：CH3COONH4=NH4+CH3COO-。(3)要明确产生H2的速率、物质的量与H+的关系 产生氢气的速率取决于c(H+)，与n(H+)无必然联系，产生的n(H2)取决于酸溶液中最终电离出的n(H+)，与c(H+)无必然联系。(4)酸碱恰好完全中和时溶液不一定呈中性 如果有弱酸或弱碱参加反应，完全中和时生成的盐可能因水解而使溶液呈酸性或呈碱性。【拓展延伸】同浓度或同pH的盐酸和醋酸有关性质的
8、比较(1)同体积、等物质的量浓度的盐酸和醋酸 H的物 质的量 浓度 c(H)酸性 强弱 中和碱的 能力(消耗 相同的碱液 的多少)与相同的 活泼金属 反应的起 始速率 产生H2 的总量 HCl 大 强 相同 大 相等 CH3COOH 小 弱 小(2)同体积、H的物质的量浓度相等(即pH相同)的盐酸和醋酸 溶质的 物质的 量浓度 c(酸)酸性 强弱 中和碱的 能力(消耗 相同的碱 液的多少)与相同的活 泼金属反应 过程中的平 均速率 产生 H2 的总量 HCl 小 相同 少 小 少 CH3COOH 大 多 大 多【典例1】下列事实不能证明氨水是弱碱的是()A.pH=11的氨水加入水稀释到原溶液体
9、积100倍时，pH大于9 B.氯化铵溶液呈酸性 C.常温下0.01 mol/L氨水的pH=10.6 D.体积相同的0.1 mol/L氨水和0.1 mol/L NaOH溶液中和盐酸的量相同【解题指南】解答本题应注意以下两点：(1)弱碱溶液稀释时，由于电离程度增大，每稀释10倍，pH减小值小于1。(2)体积相同，浓度也相同的氨水和NaOH溶液中和能力相同。【解析】选D。A项，若氨水为强碱，必完全电离，加水稀释时，pH=11的氨水加入水稀释到原溶液体积100倍时，pH应等于9；B项，氯化铵溶液呈酸性，说明NH4+发生水解反应生成了弱电解质NH3H2O，“有弱才水解”；C项，常温下 0.01 mol/
10、L氨水的pH=10.6，说明氨水不能完全电离，若完全电离，pH应等于12；D项，无论氨水的碱性强弱，等体积、等浓度的氨水和NaOH溶液电离出的n(OH-)的量相同，它们的中和能力相同，故答案选D。外界条件对弱电解质的电离平衡的影响 以NH3H2O的电离为例 在稀氨水中存在下列平衡：NH3H2O NH4+OH-，当改变外 界条件时，平衡移动方向及溶液中离子浓度的变化如表：改变条件 平衡移 动方向 c(OH-)c(NH4+)电离 程度 微热(设溶 质不挥发)通少量 HCl气体 加少量 NaOH固体 加少量 NH4Cl固体 加水稀释 向右 向右 向左 向左 向右 增大 减小 增大 减小 减小 减小
11、减小 增大 增大 增大 增大 增大 减小 减小 增大【高考警示钟】分析溶液稀释时离子浓度变化时的误区(1)溶液稀释时，并不是溶液中所有离子的浓度都减小，稀释碱溶液时，c(OH-)减小，c(H+)增大。稀释酸溶液时，c(H+)减小，c(OH-)增大。(2)稀释氨水时，虽然电离程度增大，n(OH-)增大，但由于溶液体积增大得倍数更多，导致c(OH-)反而减小，导电能力下降。【典例2】(福建高考)常温下0.1 molL-1醋酸溶液的pH=a，下列能使溶液的pH=(a+1)的措施是()A.将溶液稀释到原体积的10倍 B.加入适量的醋酸钠固体 C.加入等体积0.2 molL-1盐酸 D.提高溶液的温度【
12、解题指南】解答本题要注意以下两点：(1)弱电解质的电离过程是吸热过程；(2)pH越大，氢离子浓度越小。【解析】选B。在醋酸溶液中存在如下电离平衡：CH3COOH CH3COO-+H+，加水稀释10倍，若不考虑电离平衡 移动，溶液中c(H+)变为原来的十分之一，pH增大1个单位，而稀释过程中电离平衡正向移动，H+的物质的量增多，c(H+)要大一些，所以pH变化不足1个单位，即pH(a+1)，A选项错 误；加入CH3COONa固体，增大了c(CH3COO)，平衡逆向移 动，c(H+)减小，pH增大，有可能变为(a+1)，B选项正确；加 入0.2 molL-1盐酸，虽然增大了c(H+)，平衡逆向移动
13、，但 是c(H+)比原来大，pH变小，C选项错误；由于电离过程吸 热，所以升高温度，平衡正向移动，c(H+)增大，pH变小，D 选项错误。【技巧点拨】“假设法”分析c(H+)的变化 对于稀释后溶液中c(H+)的变化情况，可采取“假设法”，先假设弱电解质不电离，求溶液稀释后的c(H+)，然后，再考虑弱电解质还能继续电离，导致n(H+)、c(H+)要比假设情况大。有关电离平衡常数的计算(以弱酸HX为例)1.已知c(HX)和c(H+)，求电离平衡常数 HX H+X-起始：c(HX)0 0 平衡：c(HX)-c(H+)c(H+)c(H+)则：2c(H)c HXc(H)K由于弱酸只有极少一部分电离，c(
14、H+)的数值很小，可做近似 处理：c(HX)-c(H+)c(HX)。则 代入数值求解即可。2cHc HX，K2.已知c(HX)和电离平衡常数，求c(H+)HX H+X-起始：c(HX)0 0 平衡：c(HX)-c(H+)c(H+)c(H+)则：由于K值很小，c(H+)的数值很小，可做近似处理：c(HX)-c(H+)c(HX)。则：c(H+)=，代入数值求解即可。2cHc HXc(H)Kc(HX)K【高考警示钟】计算时离子浓度选择的注意事项(1)在运用电离平衡常数表达式进行计算时，浓度必须是平衡时的浓度。(2)由于涉及到的浓度数值较小，当相差百倍以上的两数相加减时，可以忽略数值小的一方。但相差不
15、大时，不能忽略数值小的一方。【典例】已知常温下NH3H2O的Kb=1.7510-5，试回答下列问题：(1)当向该溶液中加入一定量的氢氧化钠固体时，电离平衡常数是否变化，c(OH-)是否变化？(设温度不变)(2)若氨水的起始浓度为0.01 mol/L，平衡时c(OH-)为 c mol/L，则如何用c来表示Kb？【解题指南】解答本题时注意以下两点：(1)电离平衡常数只与温度有关，与溶液的浓度无关。(2)注意应用电离平衡常数表达式。【解析】(1)当向达到电离平衡后的溶液中加入氢氧化钠固体 时，增大了c(OH-)，平衡逆向移动，但电离平衡常数不变。(2)根据NH3H2O NH4+OH-可得：平衡时c(
16、OH-)=c mol/L，则剩余氨水的 浓度为(0.01-c)mol/L，生成的c(NH4+)=c(OH-)=c mol/L，则 有：4b32c(NH)c OHc(NHH O)，K4b32c(NH)c OHc cc(NHH O)0.01 cK答案：(1)电离平衡常数不变，c(OH-)增大(2)2bc0.01 cK【答题要领5】平衡移动原理应用的准确表述【典例】北京高考T26(3)氯碱工业中电解饱和食盐水的原理示意图如图所示。电解时用盐酸控制阳极区溶液的pH在23，用化学平衡移动原理解释盐酸的作用_。【抽样分析】考生甲 考生乙 抽样试卷 加入盐酸，使化学平衡向左移动，使Cl2逸出 增大盐酸浓度，
17、抑制了Cl2在水中的溶解，有利于Cl2的逸出 分析点评 未指明对哪个平衡的影响，未说明Cl2逸出的原因 未从平衡移动角度解释抑制Cl2在水中的溶解【规范答案】Cl2与水发生反应：Cl2+H2O HCl+HClO，增 大溶液中盐酸的浓度，使平衡逆向移动，减少Cl2在水中的溶 解，有利于Cl2的逸出 答题要领 解答要素：(1)写出可逆反应的方程式(2)改变的条件(3)导致平衡如何移动(4)平衡移动造成了什么结果 得分点及关键词：(1)解答此类题目要注意解答叙述方式：可逆反应+条件变化+平衡移动方向+平衡移动结果。可逆反应：化学方程式或离子方程式。条件变化：只考虑“一个条件”变化，其他条件不变。平衡
18、移动方向：正向(或逆向)移动。平衡移动结果：某些物理量发生了什么变化或造成了什么影响。(2)要特别注意语言的规范：要避免“向左移动或向右移动”或“反应向正反应方向移动”等错误说法。四川高考T29(3)开发氢能是实现社会可持续发展的需要。硫铁矿(FeS2)燃烧产生的SO2通过下列碘循环工艺过程既能制H2SO4，又能制H2。SO2 I2 20 100 H2O H2SO4 H2SO4 HI HI 500 I2 H2 反应器 分离器 膜反应器 用化学平衡移动的原理分析，在HI分解反应中使用膜反应器分离出H2的目的是_。答案：减小氢气的浓度，使HI分解平衡正向移动，提高HI的分解率 1.下列物质的水溶液
19、能导电，但属于非电解质的是()A.CH3COOH B.Cl2 C.(NH4)2CO3 D.SO2【解析】选D。A项，CH3COOH是弱电解质；B项，Cl2既不是电解质也不是非电解质；C项，(NH4)2CO3是强电解质；D项，SO2的水溶液为亚硫酸，能导电，导电原因是亚硫酸能电离出离子，而不是SO2电离，SO2属于非电解质。2.下列关于电离平衡常数(K)的说法正确的是()A.电离平衡常数(K)越小，表示弱电解质电离能力越弱 B.电离平衡常数(K)与温度无关 C.不同浓度的同一弱电解质，其电离平衡常数(K)不同 D.多元弱酸各步电离平衡常数相互关系为：K1K2K3【解析】选A。电离平衡常数是表示弱
20、电解质电离能力强弱的一个物理量，其值越小，表示弱电解质的电离能力越弱，A正确；B项，电离平衡常数K只与温度有关，故B、C错误；D项，多元弱酸各步电离平衡常数相互关系为：K1K2K3，故D错误。3.下列电离方程式中书写正确的是()A.(NH4)2SO4 2NH4+SO42-B.NaHCO3 Na+H+CO32-C.HClO=H+ClO-D.H2S H+HS-；HS-H+S2-【解析】选D。A项，(NH4)2SO4是强电解质，完全电离，应用“=”，A错误；B项，NaHCO3是强电解质，完全电离用“=”，HCO3-是多元弱酸根离子，正确的写法为 NaHCO3=Na+HCO3-，HCO3-H+CO32
21、-，B错误；C项，HClO是弱电解质，正确的写法为HClO H+ClO-，C错误。4.25 时，0.1 molL-1稀醋酸加水 稀释，图中的纵坐标y可以是()A.溶液的pH B.醋酸的电离平衡常数 C.溶液的导电能力 D.醋酸的电离程度【解析】选C。0.1 molL-1稀醋酸加水稀释，电离程度增大，n(H+)增大，但c(H+)减小，因此pH增大，A错、D错；电离平衡常数只与温度有关，因此稀释时电离平衡常数不变，B错；加水稀释时溶液中主要离子的浓度减小，溶液的导电能力下降，C正确。5.在相同温度时100 mL 0.01 mol/L的醋酸溶液与10 mL 0.1 mol/L的醋酸溶液相比较，下列数
22、值前者大于后者的是()A.中和时所需NaOH的量 B.电离程度 C.H+的物质的量浓度 D.CH3COOH的物质的量【解析】选B。A项，因两者的物质的量相同，最终电离出的n(H+)必相同，故中和时所需NaOH的量必相同，A错误；稀释能促进电离，故电离程度前者大于后者，B正确；C项，虽然前者电离程度较大，但由于溶液浓度较小，故c(H+)较小，C错误；D项，由于前者电离程度较大，前者发生电离的醋酸的量大，剩余的醋酸的量较少，故前者小于后者。6.弱电解质电离情况可以用电离度和电离平衡常数表示，下表是常温下几种弱酸的电离平衡常数Ka，请回答下面问题：酸或碱 电离平衡常数(Ka或Kb)CH3COOH 1
23、.810-5 HNO2 4.610-4 HCN 510-10 HClO 310-8 NH3H2O 1.810-5(1)表中所给的四种酸中，酸性最弱的是_(用化学式表示)。(2)下列能使醋酸溶液中CH3COOH的电离程度增大，而电离常数不变的操作是_(填序号)。A.升高温度 B.加水稀释 C.加少量的CH3COONa固体 D.加少量冰醋酸【解析】(1)电离平衡常数越小，酸的酸性越弱，故HCN酸性最弱。(2)温度影响电离平衡常数，故A错误；加入少量的CH3COONa固体和加少量冰醋酸，都会引起电离平衡向逆反应方向移动，故C、D错误；加水时，电离程度增大，而电离平衡常数不变，B符合题意。答案：(1)HCN (2)B